Chemie CH 503

Die Atome der zweiten Periode erreichen in Molekülen Edelgaskonfiguration: Der Atomrumpf der gebundenen Atome ist von acht Elektronen umgeben. Die Oktettregel gilt (mit Ausnahmen) auch für Nichtmetall-Atome höherer Perioden. Wasserstoff-Atome erreiche ein Elektronenduplett.

Binäre Verbindungen des Sauerstoffs. Die Oxide der Nichtmetalle sind molekulare Stoffe, die Oxide der Metalle sind Ionenverbindungen.

Modifikation des Sauerstoffs mit O3-Molekülen, ein reaktives, giftiges, seltsam riechendes Gas.

Der Abbau der Ozonschicht in der Stratosphäre, welche die Lebewesen vor der kurzwelligen UV-Strahlung der Sonne schützt, wird durch die Freisetzung von FCKW und anderen "Ozonzerstörern" ausgelöst, er erreicht über der Antarktis im September/Oktober ein Maximum: Ozonloch.

Das Ozon der schützenden Oxonschicht in der Stratosphäre entsteht durch die Wirkung der dort vorhandenen kurzwelligen UV-Strahlung aus O2. In den bodennahen Luftschichten bildet sich Ozon im Smog aus Abgasen von Verkehr, Industrie und Heizungen unter Einwirkung der Sonne.

Schicht der Stratosphäre (10-30 km über der Erdoberfläche) mit relativ hohem Ozongehalt; lässt die kurzwellige UV-Strahlung nicht durchtreten und schützt die Lebewesen auf der Erde vor dieser gefährlichen Komponente der Sonnenstrahlung.

Teilladung, kleiner als eine Elementarladung, wird angegeben durch δ− bzw. δ+ 

In einer Elektronenwolke kann sich ein Elektron oder ein Elektronenpaar aufhalten.

Polar sind Bindungen zwischen Atomen mit unterschiedlicher Elektronennegativität. Die gemeinsamen Elektronen sind zum elektronegativeren Atom hin verschoben. Dieses trägt darum eine negative, sein Partner eine positive Partialladung. Die Bindungspolarität ist umso höher, je grösser der EN-Unterschied der Bindungspartner ist.

Teilchen mit einsamen Elektronen. Ein Radikal besitzt mindestens eine einfach besetzte Elektronenwolke. Mit Ausnahme der Edelgas-Atome sind alle Atome Radikale.

Beschreibt einen chemischen Vorgang qualitativ (Formeln) und quantitativ (Koeffizienten). Links vom Reaktionspfeil stehen, durch + verbunden, die Formel bzw. Symbole der Edukte, rechts die der Produkte. Oft wird der Aggregatzustand der Stoffe (s,l,g) angegeben. Die Koeffizienten vor den Formeln geben das Mengenverhältnis der Stoffe an. Sie müssen so gewählt werden, dass die Anzahl der Atome jeder Atomsorte links und rechts gleich ist.

Der Reaktionspfeil -----> steht für die Umwandlung der Stoffe und wird gelesen als "reagieren zu", über dem Pfeil können Reaktionsbedingungen (Licht, Kat., Temp., Druck) angegeben werden.

siehe Strukturformel

Die Strukturformel (Lewis-Formel, Valenzstrichformel, Strichformel) beschreibt die Bindungsverhältnisse in Molekülen. Die Molekülgestalt kann nur angedeutet werden. In der Strukturformel werden neben den Elementsymbolen, die für den Atomrumpf stehen, die Valenzelektronen durch Striche (Elektronenpaare) und Punkte (einsame Elektronen) dargestellt. Die Striche für die bindenden Elektronenpaare stehen wie Bindestriche zwischen den Symbolen

Körper, der von vier gleichseitigen Dreiecken begrenzt ist. Jede Ecke ist von den drei anderen gleich weit entfernt. Die Anordnung der vier Ecken um den Mittelpunkt nennt man tetraedrisch.

Die vom Tetraedermittelpunkt zu den Ecken gerichteten Linien schliessen Winkel von ca. 109° ein.

Wirken zwischen den Molekülen als Folge momentaner Polarisierung durch die Bewegung der Elektronen. Sind umso stärker, je grösser die Molekülmasse bzw. die Moleküloberfläche ist. Sind bei kleinen Molekülen schwächer als Dipol-Dipol-Kräfte und Wasserstoff-Brücken.

siehe Atomradien

Wasserstoffbrücken sind elektrostatische Kräfte zwischen H-Atomen, die an F-, O-, oder N-Atome gebunden sind, und den freien Elektronenpaaren dieser Atome in benachbarten Molekülen.

Kräfte, die zwischen Molekülen wirken, bestimmen weitgehend die physikalischen Eigenschaften molekularer Stoffe. 

siehe Wasserstoffbrücken, siehe Dipol-Dipol-Kräfte, siehe Van-der-Waals-Kräfte

Sehr stabiles Gitter, dessen Bausteine (Atome) durch Atombindungen zu einem Riesenmolekül gebunden sind. Bsp.: Diamant, Quarz

Der Radius eines isolierten Atoms (Van-der-Waals-Radius) ist die Hälfte des minimalen Abstands zwischen den Kernen von zwei nicht verbundenen, gleichartigen Atomen. Der kovalente Radius ist der halbe Abstand zwischen den Kernen von zwei verbundenen gleichartigen Atomen.

Die bindenden Elektronenpaare einer Mehrfachbindung stossen sich ab, ihre Wolken sind banenförmig gekrümmt.

Bindungselektronen werden von den Kernen der gebundenen Atome angezogen und binden diese durch die gegenseitige elektrostatische Anziehung.

Energie, die bei der Bildung einer Atombindung frei wird bzw. zu ihrer Spaltung aufgewendet werden muss. Einheit ist Kilojoule pro Mol (kJ/mol, 1 mol = 6.02 * 10²³ Bindungen). Die BE ist umso höher, je grösser die Zahl der gemeinsamen Elektronenpaare und je kürzer und je polarer die Bindung ist.

Abstand zwischen den Zentren gebundener Atome, Summe der kovalenten Atomradien.

Die Zahl gemeinsamer Elektronenpaare, an denen sich ein Nichtmetall-Atom bei der Bildung eines Moleküls beteiligt, entspricht nach der Oktettregel der Zahl der Valenzelektronen, die ihn zum Oktett fehlen.

Der Winkel zwischen den Achsen der bindenden Elektronenwolken, die von einem Atom ausgehen. Im Kugel-Stab-Modell der Winkel zwischen den Stäbchen.

Gemeinsame Elektronen, die mehr als zwei Atomen zur Verfügung stehen, z.B. in den Ebenen des Grafitgitters.

Sehr harte, durchsichtige, nicht leitende Modifikation des Kohlenstoffs, Aufbau: -> siehe Atomgitter

Die Dichte des Wassers ist bei 4°C am grössten und nimmt beim Abkühlen (im Gegensatz zum Verhalten anderer Flüssigkeiten) unter 4°C ab: Anomalie. Anomal ist auch, dass Eis bei 0°C die kleinere Dichte hat als flüssiges Wasser mit gleicher Temperatur.

Zwischenmolekulare Kräfte zwischen Dipol-Molekülen. Ihre Stärke ist abhängig von der Molekülgestalt und von der Polarität der Bindungen (EN-Unterschied)

Dipole haben einen positiven und einen negativen Pol. Moleküle sind elektrische Dipole, wenn die Bindungen polar sind und wenn die Schwerpunkte der positiven und der negativen Partialladungen nicht zusammenfallen.

Bindung durch zwei gemeinsame Elektronenpaare, ist kürzer und stärker als eine Einfachbindung zwischen den gleichen Atomen (aber nicht doppelt so stark).

Bindung durch drei gemeinsame Elektronenpaare.

Bei Wasserstoff und Helium nimmt die Aussenschale höchstens zwei Elektronen auf.

Die einzigen gasförmigen Nichtmetalle, deren Bausteine Atome sind. Sie sind inert, weil ihre Atome ach (Helium: zwei) Valenzelektronen besitzen (Edelgaskonfiguration)

Elektronenkonfiguration wie bei Edelgasen, d.h. der Atomrumpf ist von acht Elektronen (beim Helium von zwei) bzw. vier doppelt besetzten Wolken umgeben.

Bindung durch ein gemeinsames Elektronenpaar.